Кальцій електронний. Хімічні та фізичні властивості кальцію, його взаємодія з водою

Природні сполуки кальцію (крейда, мармур, вапняк, гіпс) та продукти їх найпростішої переробки (вапно) були відомі людям з давніх часів. У 1808 р. англійський хімік Хемфрі Деві піддав електролізу вологе гашене вапно (гідроксід кальцію) з ртутним катодом і отримав амальгаму кальцію (сплав кальцію з ртуттю). З цього сплаву, відігнавши ртуть, Деві отримав чистий кальцій.
Він же запропонував назву нового хімічного елемента, що від латинського "сalx" позначав назву вапняку, крейди та інших м'яких каменів.

Знаходження в природі та отримання:

Кальцій – п'ятий за поширеністю елемент у земній корі (понад 3%), утворює безліч порід, в основі багатьох з яких – карбонат кальцію. Деякі з цих порід мають органічне походження (черепашник), що показує важливу роль кальцію в живій природі. Природний кальцій - суміш 6 ізотопів з масовими числами від 40 до 48, причому на 40 Ca припадає на 97% загальної кількості. Ядерними реакціями отримані інші ізотопи кальцію, наприклад радіоактивний 45 Ca .
Для отримання простої речовини кальцію використовується електроліз розплавів його солей або алюмотермія:
4CaO + 2Al = Ca(AlO 2) 2 + 3Ca

Фізичні властивості:

Сріблясто-сірий метал з кубічними гранецентрованими гратами, значно твердіший, ніж лужні метали. Температура плавлення 842°C, кипіння 1484°C, густина 1,55 г/см 3 . При високих тисках та температурах близько 20K перетворюється на стан надпровідника.

Хімічні властивості:

Кальцій менш активний як лужні метали, проте його доводиться зберігати під шаром мінерального масла чи щільно запаяних металевих барабанах. Вже за нормальної температури він реагує з киснем і азотом повітря, і навіть з водяними парами. При нагріванні згоряє на повітрі червоно-жовтогарячим полум'ям, утворюючи оксид з домішкою нітридів. Подібно до магнію кальцій продовжує горіти в атмосфері вуглекислого газу. При нагріванні реагує з іншими неметалами, утворюю не завжди очевидні сполуки, наприклад:
Ca + 6B = CaB 6 або Ca + P => Ca 3 P 2 (а також CaP або CaP 5)
У всіх своїх сполуках кальцій має ступінь окиснення +2.

Найважливіші сполуки:

Оксид кальцію CaO- ("Негашене вапно") речовина білого кольору, лужний оксид, енергійно реагує з водою ("гаситься") переходячи в гідроксид. Одержують термічним розкладанням карбонату кальцію.

Гідроксид кальцію Ca(OH) 2- ("гашене вапно") білий порошок, мало розчинний у воді (0,16г/100г), сильний луг. Розчин ("вапняна вода") використовується для виявлення вуглекислого газу.

Карбонат кальцію CaCO 3- основа більшості природних мінералів кальцію (крейда, мармур, вапняк, черепашник, кальцит, ісландський шпат). У чистому вигляді речовина білого кольору або бесцв. кристали, При нагріванні (900-1000 С) розкладається, утворюючи оксид кальцію. Не р-рим, що реагує з кислотами, здатний розчинятися у воді, насиченій вуглекислим газом, переходячи в гідрокарбонат: CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2 . Зворотний процес призводить до появи відкладень карбонату кальцію, зокрема таких утворень, як сталактити та сталагміти.
Зустрічається у природі також у складі доломіту CaCO 3 *MgCO 3

Сульфат кальцію CaSO 4- Речовина білого кольору, в природі CaSO 4 * 2H 2 O ("гіпс", "селеніт"). Останній при обережному нагріванні (180 С) переходить у CaSO 4 *0,5H 2 O ("палений гіпс", "алебастр") - білий порошок, при замішуванні з водою знову утворює CaSO 4 *2H 2 O у вигляді твердого, досить міцного матеріалу. Мало розчинний у воді, в надлишку сірчаної кислоти здатний розчинятися, утворюючи гідросульфат.

Фосфат кальцію Ca 3 (PO 4) 2- ("фосфорит"), нерозчинний, під дією сильних кислот переходить у більш розчинні гідро-і дигідрофосфати кальцію. Вихідна сировина для одержання фосфору, фосфорної кислоти, фосфорних добрив. Фосфати кальцію входять також до складу апатитів, природних сполук з приблизною формулою Са 5 3 Y, де Y = F, Cl або ВІН, відповідно фтор-, хлор-, або гідроксиапатит. Поряд із фосфоритом апатити входять до складу кісткового скелета багатьох живих організмів, у т.ч. та людини.

Фторид кальцію CaF 2 - (природн.:"флюорит", "плавиковий шпат"), нерозчинне в білого кольору. Природні мінерали мають різноманітні забарвлення, зумовлені домішками. Світиться у темряві при нагріванні та при УФ-опроміненні. Збільшує плинність ("плавкість") шлаків при отриманні металів, чим зумовлено його застосування як флюс.

Хлорид кальцію CaCl 2- Бесцв. христ. в-во добре р-риме у воді. Утворює кристалогідрат CaCl 2 *6H 2 O. Безводний ("плавлений") хлорид кальцію - хороший осушувач.

Нітрат кальцію Ca(NO 3) 2- ("кальцієва селітра") бесцв. христ. в-во добре р-риме у воді. Складова частинапіротехнічних складів, що надає полум'я червоно-жовтогарячий колір.

Карбід кальцію CaС 2- реагує з водою, утворюючи к-тами ацетилен, напр.: CaС 2 + H 2 O = С 2 H 2 + Ca(OH) 2

Застосування:

Металевий кальцій використовується як сильний відновник при отриманні деяких важковідновлювальних металів ("кальцієтермія"): хром, РЗЕ, торій, уран та ін. надлишкового вуглецю.
Кальцій використовується також для зв'язування малих кількостей кисню та азоту при отриманні глибокого вакууму та очищення інертних газів.
Нейтрон-надлишкові іони 48 Ca використовуються для синтезу нових хімічних елементів, наприклад, елемента №114, . Інший ізотоп кальцію, 45 Ca, використовується як радіоактивна мітка при дослідженнях біологічної ролі кальцію та його міграції у навколишньому середовищі.

Основною сферою застосування численних сполук кальцію є виробництво будівельних матеріалів (цемент, будівельні суміші, гіпсокартон тощо).

Кальцій один із макроелементів у складі живих організмів, утворюючи сполуки необхідні для побудови як внутрішнього скелета хребетних тварин, так і зовнішнього багатьох безхребетних, шкаралупи яєць. Іони кальцію також беруть участь у регуляції внутрішньоклітинних процесів, зумовлюють згортання крові. Нестача кальцію вдитячому віці
призводить до рахіту, у літньому – до остеопорозу. Джерелом кальцію служать молочні продукти, гречка, горіхи, яке засвоєнню сприяє вітамін D. При нестачі кальцію використовуються різні препарати: кальцекс, розчин хлориду кальцію, глюконат кальцію та інших.
Масова частка кальцію в організмі людини 14-17%, добова потреба 1-13 г (залежно від віку). Надмірне споживання кальцію може призвести до гіперкальцемії – відкладення його сполук у внутрішніх органах, утворення тромбів у кровоносних судинах. Джерела:
Кальцій (елемент) // Вікіпедія. URL: http://ua.wikipedia.org/wiki/Кальцій (дата звернення: 3.01.2014).

Популярна бібліотека хімічних елементів: Кальцій. // URL: http://n-t.ru/ri/ps/pb020.htm (3.01.2014). Кальцій - елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 20. Позначається символом Ca (лат. Calcium

). Проста речовина кальцій – м'який, хімічно активний лужноземельний метал сріблясто-білого кольору.

У природі його дуже багато: із солей кальцію утворені гірські масиви та глинисті породи, він є в морській та річковій воді, входить до складу рослинних та тваринних організмів. Перед кальцію припадає 3,38 % маси земної кори (5-е місце за поширеністю після кисню, кремнію, алюмінію і заліза).

Ізотопи кальцію

Кальцій зустрічається у природі у вигляді суміші шести ізотопів: 40 Ca, 42 Ca, 43 Ca, 44 Ca, 46 Ca та 48 Ca, серед яких найпоширеніший – 40 Ca – становить 96,97 %.

З шести природних ізотопів кальцію п'ять стабільні. Шостий ізотоп 48 Ca, найважчий з шести і дуже рідкісний (його ізотопна поширеність дорівнює всього 0,187%), як було нещодавно виявлено, відчуває подвійний розпад бета з періодом напіврозпаду 5,3×10 19 років.

Вміст кальцію в гірських породах та мінералах

Більшість кальцію міститься у складі силікатів і алюмосилікатів різних гірських порід (граніти, гнейси тощо. п.), особливо у польовому шпаті - анортиті Ca.

У вигляді осадових порід сполуки кальцію представлені крейдою та вапняками, що складаються переважно з мінералу кальциту (CaCO 3). Кристалічна форма кальциту - мармур - зустрічається у природі набагато рідше.

Досить поширені такі мінерали кальцію, як кальцит CaCO 3 , ангідрит CaSO 4 , алебастр CaSO 4 ·0.5H 2 O і гіпс CaSO 4 ·2H 2 O, флюорит CaF 2 , апатити Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl, OH), доломіт MgCO 3 ·CaCO 3 . Присутністю солей кальцію та магнію у природній воді визначається її жорсткість.

Кальцій, що енергійно мігрує в земній корі і накопичується в різних геохімічних системах, утворює 385 мінералів (четверте місце за кількістю мінералів).

Міграція кальцію у земній корі

У природній міграції кальцію істотну роль відіграє «карбонатна рівновага», пов'язана з оборотною реакцією взаємодії карбонату кальцію з водою та вуглекислим газом з утворенням розчинного гідрокарбонату:

СаСО 3 + H 2 O + CO 2 ↔ Са (НСО 3) 2 ↔ Ca 2+ + 2HCO 3 -

(Рівновага зміщується вліво або вправо в залежності від концентрації вуглекислого газу).

Велику роль грає біогенна міграція.

Вміст кальцію у біосфері

З'єднання кальцію знаходяться практично у всіх тварин і рослинних тканинах (див. нижче). Значна кількість кальцію входить до складу живих організмів. Так, гідроксіапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, або, в іншому записі, 3Ca 3 (PO 4) 2 ·Са(OH) 2 - основа кісткової тканини хребетних, у тому числі людини; з карбонату кальцію CaCO 3 складаються раковини та панцирі багатьох безхребетних, яєчна шкаралупата ін. У живих тканинах людини та тварин 1,4-2 % Са (за масовою часткою); у тілі людини масою 70 кг вміст кальцію - близько 1,7 кг (переважно у складі міжклітинної речовини кісткової тканини).

Отримання кальцію

Кальцій вперше отримано Деві у 1808 р. за допомогою електролізу. Але, як і інші лужні та лужноземельні метали, елемент №20 не можна отримати електролізом із водних розчинів. Кальцій отримують при електроліз його розплавлених солей.

Це складний та енергоємний процес. В електролізер розплавляють хлорид кальцію з добавками інших солей (вони потрібні для того, щоб знизити температуру плавлення СаСl 2).

Сталевий катод стосується тільки поверхні електроліту; кальцій, що виділяється, прилипає і застигає на ньому. У міру виділення кальцію катод поступово піднімають і зрештою отримують кальцієву «штангу» довжиною 50...60 см. Тоді її виймають, відбивають від сталевого катода і починають процес спочатку. «Методом торкання» одержують кальцій сильно забруднений хлористим кальцієм, залізом, алюмінієм, натрієм. Очищають його переплавленням в атмосфері аргону.

Якщо сталевий катод замінити катодом із металу, здатного сплавлятися з кальцієм, то при електролізі буде виходити відповідний сплав. Залежно від призначення його можна використовувати як сплав, або відгоном у вакуумі отримати чистий кальцій. Так отримують сплави кальцію з цинком, свинцем та міддю.

Інший метод отримання кальцію – металотермічний – був теоретично обґрунтований ще 1865 р. відомим російським хіміком Н.М. Бекетова. Кальцій відновлюють алюмінієм при тиску всього 0,01 мм ртутного стовпа. Температура процесу 1100...1200°C. Кальцій виходить при цьому у вигляді пари, яку потім конденсують.

У Останніми рокамирозроблено ще один спосіб одержання елемента. Він заснований на термічній дисоціації карбіду кальцію: розпечений у вакуумі до 1750°C карбід розкладається з утворенням парів кальцію та твердого графіту.

Фізичні властивості кальцію

Метал кальцій існує у двох алотропних модифікаціях. До 443 °C стійкий α-Ca з кубічною гранецентрованою решіткою (параметр а = 0,558 нм), вище стійкий β-Ca з кубічною об'ємно-центрованою решіткою типу α-Fe (параметр a = 0,448 нм). Стандартна ентальпія Δ H 0 переходу α → β становить 0,93 кДж/моль.

При поступовому підвищенні тиску починає виявляти властивості напівпровідника, не стає напівпровідником у сенсі цього терміну (металом теж є). При подальшому підвищенні тиску повертається в металевий стан і починає проявляти надпровідні властивості (температура надпровідності в шість разів вище, ніж у ртуті, і набагато перевершує провідність всі інші елементи). Унікальна поведінка кальцію схожа багато в чому на стронцій.

Незважаючи на повсюдну поширеність елемента, навіть хіміки не всі бачили елементарний кальцій. Адже цей метал і зовні і за поведінкою зовсім несхожий на лужні метали, спілкування з якими загрожує небезпекою пожеж і опіків. Його можна спокійно зберігати на повітрі, він не спалахує від води. Механічні властивості елементарного кальцію не роблять його «білою вороною» в сім'ї металів: за міцністю та твердістю кальцій перевершує багато з них; його можна обточувати на токарному верстаті, витягувати у дріт, кувати, пресувати.

І все-таки як конструкційний матеріал елементарний кальцій майже не застосовується. Для цього він надто активний. Кальцій легко реагує з киснем, сіркою, галогенами. Навіть із азотом і воднем за певних умов він входить у реакції. Середовище оксидів вуглецю, інертне для більшості металів, для кальцію – агресивне. Він згоряє в атмосфері CO та CO 2 .

Природно, що, маючи такі хімічні властивості, кальцій не може перебувати в природі у вільному стані. Натомість сполуки кальцію – і природні та штучні – набули першочергового значення.

Хімічні властивості кальцію

Кальцій – типовий лужноземельний метал. Хімічна активність кальцію висока, але нижча, ніж решти лужноземельних металів. Він легко взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, через що поверхня металевого кальцію зазвичай тьмяно сіра, тому в лабораторії кальцій зазвичай зберігають, як і інші лужноземельні метали, у щільно закритій банці під шаром гасу або рідкого парафіну.

У ряді стандартних потенціалів кальцій розташований ліворуч від водню. Стандартний електродний потенціал пари Ca 2+ /Ca 0 −2,84, так що кальцій активно реагує з водою, але без запалення:

Ca + 2Н 2 О = Ca(ОН) 2 + Н 2 + Q.

З активними неметалами (киснем, хлором, бромом) кальцій реагує за звичайних умов:

2Са + О2 = 2СаО, Са + Br2 = CaBr2.

При нагріванні на повітрі чи кисні кальцій запалюється. З менш активними неметалами (воднем, бором, вуглецем, кремнієм, азотом, фосфором та іншими) кальцій вступає у взаємодію при нагріванні, наприклад:

Са + Н 2 = СаН 2, Ca + 6B = CaB 6

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 Са + 2С = СаС 2

3Са + 2Р = Са 3 Р 2 (фосфід кальцію), відомі також фосфіди кальцію складів СаР і СаР 5;

2Ca + Si = Ca 2 Si (силіцид кальцію), відомі також силіциди кальцію складів CaSi, Ca 3 Si 4 і CaSi 2 .

Перебіг зазначених вище реакцій, зазвичай, супроводжується виділенням великої кількості теплоти (тобто ці реакції - екзотермічні). У всіх з'єднаннях з неметалами ступінь окиснення кальцію +2. Більшість сполук кальцію з неметалами легко розкладається водою, наприклад:

СаН 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2

Ca 3 N 2 + 3Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2NH 3 .

Іон Ca 2+ безбарвний. При внесенні в полум'я розчинних солей кальцію полум'я забарвлюється цегляно-червоний колір.

Такі солі кальцію, як хлорид CaCl 2 , бромід CaBr 2 , іодид CaI 2 і нітрат Ca(NO 3) 2 добре розчинні у воді. Нерозчинні у воді фторид CaF 2 , карбонат CaCO 3 , сульфат CaSO 4 , ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2 , оксалат СаС 2 Про 4 та деякі інші.

Важливе значення має та обставина, що, на відміну від карбонату кальцію СаСО 3 кислий карбонат кальцію (гідрокарбонат) Са(НСО 3) 2 у воді розчинний. У природі це призводить до наступних процесів. Коли холодна дощова або річкова вода, насичена вуглекислим газом, проникає під землю та потрапляє на вапняки, то спостерігається їх розчинення:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 .

У тих же місцях, де вода, насичена гідрокарбонатом кальцію, виходить на поверхню землі та нагрівається сонячним промінням, протікає зворотна реакція:

Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О.

Так у природі відбувається перенесення більших мас речовин. В результаті під землею можуть утворитися величезні провали, а в печерах утворюються гарні кам'яні бурульки - сталактити та сталагміти.

Наявність у воді розчиненого гідрокарбонату кальцію багато в чому визначає тимчасову твердість води. Тимчасової її називають тому, що при кип'ятінні води гідрокарбонат розкладається, і осад випадає СаСО 3 . Це явище призводить, наприклад, до того, що в чайнику з часом утворюється накип.

Застосування кальцію

До останнього часу металевий кальцій майже не знаходив застосування. США, наприклад, до Другої світової війни споживали на рік лише 10...25 т кальцію, Німеччина – 5...10 т. Але для розвитку нових галузей техніки потрібні багато рідкісних і тугоплавких металів. З'ясувалося, що кальції – дуже зручний та активний відновник багатьох з них, і елемент стали застосовувати при отриманні торію, ванадію, цирконію, берилію, ніобію, урану, танталу та інших тугоплавких металів. Чистий металевий кальцій широко застосовується у металотермії при отриманні рідкісних металів.

Чистий кальцій застосовується для легування свинцю, що йде на виготовлення акумуляторних пластин, стартерних свинцево-кислотних акумуляторів з малим саморозрядом. Також металевий кальцій йде на виробництво якісних кальцієвих бабітів БКА.

Застосування металевого кальцію

Головне застосування металевого кальцію – це використання його як відновника при отриманні металів, особливо нікелю, міді та нержавіючої сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Кальцієві гранули також використовуються для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.

Природна крейда у вигляді порошку входить до складу для полірування металів. Але чистити зуби порошком з природної крейди не можна, оскільки він містить залишки раковин і панцирів дрібних тварин, які мають підвищену твердість і руйнують зубну емаль.

Використаннякальціюу ядерному синтезі

Ізотоп 48 Ca - найбільш ефективний та вживаний матеріал для виробництва надважких елементів та відкриття нових елементів таблиці Менделєєва. Наприклад, у разі використання іонів 48 Ca для отримання надважких елементів на прискорювачах ядра цих елементів утворюються в сотні та тисячі разів ефективніше, ніж при використанні інших «снарядів» (іонів). Радіоактивний кальцій широко використовують у біології та медицині як ізотопний індикатор при вивченні процесів мінерального обміну в живому організмі. З його допомогою встановлено, що в організмі відбувається безперервний обмін іонами кальцію між плазмою, м'якими тканинами та навіть кістковою тканиною. Велику роль відіграв 45 Са також щодо обмінних процесів, що відбуваються в грунтах, і при дослідженні процесів засвоєння кальцію рослинами. За допомогою цього ж ізотопу вдалося виявити джерела забруднення сталі та надчистого заліза сполуками кальцію в процесі виплавки.

Здатність кальцію зв'язувати кисень і азот дозволила застосувати його для очищення інертних газів і як геттер (Геттер - речовина, що служить для поглинання газів і створення глибокого вакууму в електронних приладах) у вакуумній радіоапаратурі.

Застосування сполук кальцію

Деякі сполуки кальцію, одержувані штучним шляхом, стали навіть більш відомими та звичними, ніж вапняки чи гіпс. Так, гашене Са(OH) 2 і негашене СаО вапно застосовували ще будівельники давнини.

Цемент – це також сполука кальцію, отримана штучним шляхом. Спочатку обпалюють суміш глини або піску з вапняком і одержують клінкер, який потім розмелюють тонкий сірий порошок. Про цемент (вірніше про цементи) можна розповідати дуже багато, це тема самостійної статті.

Те саме відноситься і до скла, до складу якого теж зазвичай входить елемент.

Гідрид кальцію

Нагріванням кальцію в атмосфері водню отримують CaH 2 (гідрид кальцію), що використовується в металургії (металотермії) та при отриманні водню в польових умовах.

Оптичні та лазерні матеріали

Фторид кальцію (флюорит) застосовується як монокристалів в оптиці (астрономічні об'єктиви, лінзи, призми) і як лазерний матеріал. Вольфрамат кальцію (шееліт) у вигляді монокристалів застосовується в лазерній техніці, а також як сцинтилятор.

Карбід кальцію

Карбід кальцію – речовина, відкрита випадково під час випробування нової конструкції печі. Ще недавно карбід кальцію CaCl 2 використовували головним чином для автогенного зварювання та різання металів. При взаємодії карбіду з водою утворюється ацетилен, горіння ацетилену в струмені кисню дозволяє отримувати температуру майже 3000°C. Останнім часом ацетилен, а разом з ним і карбід все менше витрачаються для зварювання і все більше – у хімічній промисловості.

Кальцій якхімічне джерело струму

Кальцій, а також його сплави з алюмінієм та магнієм використовуються в резервних теплових електричних батареях як анод (наприклад кальцій-хроматний елемент). Хромат кальцію використовується в таких батареях як катод. Особливість таких батарей - надзвичайно довгий термін зберігання (десятиліття) у придатному стані, можливість експлуатації в будь-яких умовах (космос, високі тиски), велика питома енергія за вагою та обсягом. Нестача у недовгому терміні дії. Такі батареї використовуються там, де необхідно на короткий термін створити колосальну електричну потужність (балістичні ракети, деякі космічні апарати тощо).

Вогнетривкі матеріали зкальцію

Оксид кальцію, як у вільному вигляді, так і у складі керамічних сумішей, застосовується у виробництві вогнетривких матеріалів.

Лікарські засоби

Сполуки кальцію широко застосовують як антигістамінний засіб.

• Хлорид кальцію
• Глюконат кальцію
• Гліцерофосфат кальцію

Крім того, сполуки кальцію вводять до складу препаратів для профілактики остеопорозу, вітамінні комплексидля вагітних та літніх.

Кальцій в організмі людини

Кальцій – поширений макроелемент в організмі рослин, тварин та людини. В організмі людини та інших хребетних більша його частина міститься в скелеті та зубах у вигляді фосфатів. З різних формкарбонату кальцію (повістки) складаються скелети більшості груп безхребетних (губки, коралові поліпи, молюски та ін.). Потреба кальцію залежить від віку. Для дорослих необхідна денна норма становить від 800 до 1000 міліграмів (мг), а для дітей – від 600 до 900 мг, що для дітей дуже важливо через інтенсивне зростання кістяка. Велика частина кальцію, що надходить в організм людини з їжею, міститься в молочних продуктах, кальцій, що залишився, припадає на м'ясо, рибу, і деякі рослинні продукти(Особливо багато містять бобові).

Засвоєнню кальцію перешкоджають аспірин, щавлева кислота, похідні естрогенів. З'єднуючись із щавлевою кислотою, кальцій дає нерозчинні у воді сполуки, які є компонентами каменів у нирках.

Надлишкові дози кальцію і вітаміну Д можуть викликати гіперкальцемію, після якої слідує інтенсивна кальцифікація кісток і тканин (в основному зачіпає сечовидільну систему). Максимальна добова доза становить для дорослого від 1500 до 1800 міліграм.

Кальцій у твердій воді

Комплекс властивостей, що визначаються одним словом "жорсткість", воді надають розчинені в ній солі кальцію та магнію. Жорстка вода непридатна у багатьох випадках життя. Вона утворює шар накипу в парових котлах і котельних установках, ускладнює забарвлення та прання тканин, але годиться для варіння мила та приготування емульсій у парфумерному виробництві. Тому раніше, коли способи пом'якшення води були недосконалі, текстильні та парфумерні підприємства зазвичай розміщувалися поблизу джерел «м'якої» води.

Розрізняють жорсткість тимчасову та постійну. Тимчасову (або карбонатну) жорсткість надають воді розчинні гідрокарбонати Са(НCO3)2 і Mg(HCO3)2. Усунути її можна простим кип'ятінням, при якому гідрокарбонати перетворюються на нерозчинні у воді карбонати кальцію та магнію.

Постійна жорсткість створюється сульфатами та хлоридами тих же металів. І її можна усунути, але зробити це набагато складніше.

Сума обох жорсткостей складає загальну жорсткість води. Оцінюють її у різних країнах по-різному. Прийнято виражати жорсткість води числом міліграм-еквівалентів кальцію та магнію в одному літрі води. Якщо в літрі води менше 4 мг-екв, вода вважається м'якою; зі збільшенням їх концентрації – дедалі жорсткішою і, якщо зміст перевищує 12 одиниць, – дуже жорсткої.

Жорсткість води зазвичай визначають за допомогою розчину мила. Такий розчин (певної концентрації) додають краплями до відміреної кількості води. Поки у воді є іони Са 2+ або Mg 2+, вони заважатимуть утворенню піни. За витратами мильного розчину до появи піни обчислюють вміст іонів Са2+ та Mg2+.

Цікаво, що аналогічним шляхом визначали жорсткість води ще у Стародавньому Римі. Тільки реактивом служило червоне вино – його барвники також утворюють осад з іонами кальцію та магнію.

Зберігання кальцію

Металевий кальцій довго зберігати можна у шматках вагою від 0,5 до 60 кг. Такі шматки зберігають у паперових мішках, вкладених у залізні оцинковані барабани з пропаяними та пофарбованими швами. Щільно закриті барабани укладають у дерев'яні ящики. Шматки вагою менше 0,5 кг довго зберігати не можна – вони швидко перетворюються на окис, гідроксид та карбонат кальцію.

Кальцій- Елемент 4-го періоду та ПА-групи Періодичної системи, порядковий номер 20. Електронна формула атома [ 18 Ar]4s 2 , ступеня окислення +2 і 0. Належить до лужноземельних металів. Має низьку електронегативність (1,04), виявляє металеві (основні) властивості. Утворює (як катіон) численні солі та бінарні сполуки. Багато солі кальцію малорозчинні у воді. В природі - шостийпо хімічній поширеності елемент (третій серед металів), знаходиться в пов'язаному вигляді. Життєво важливий елемент для всіх організмів. Нестача кальцію в ґрунті поповнюється внесенням вапняних добрив (СаС03, СаО, ціанамід кальцію CaCN2 та ін.). Кальцій, катіон кальцію та його сполуки забарвлюють полум'я газового пальника у темно-оранжевий колір ( якісне виявлення).

Кальцій Са

Сріблясто-білий метал, м'який, пластичний. У вологому повітрі тьмяніє і покривається плівкою з СаО і Са(ОН) 2 .Дуже реакційний; займається при нагріванні на повітрі, реагує з воднем, хлором, сіркою та графітом:

Відновлює інші метали з їх оксидів (промислово важливий метод кальційтермія):

Отриманнякальцію в промисловості:

Кальцій застосовується видалення домішок неметалів з металевих сплавів, як компонент легких і антифрикційних сплавів, виділення рідкісних металів з їх оксидів.

Оксид кальцію СаО

Основний оксид. Технічна назва негашене вапно. Білий, дуже гігроскопічний. Має іонну будову Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термічно стійкий, леткий при прожарюванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Енергійно реагує з водою (з високим екзо-ефектом), утворює сильно лужний розчин (можливий осад гідроксиду), процес називається гасіння вапна. Реагує з кислотами, оксидами металів та неметалів. Застосовується для синтезу інших сполук кальцію, у виробництві Са(ОН) 2 , СаС 2 та мінеральних добрив, як флюс у металургії, каталізатор в органічному синтезі, компонент в'яжучих матеріалівв будівництві.

Рівняння найважливіших реакцій:

ОтриманняСаО у промисловості- Випалення вапняку (900-1200 ° С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гідроксид кальцію Са(ОН) 2

Основний гідроксид. Технічна назва гашене вапно. Білий, гігроскопічний. Має іонну будову Са 2+ (ОН -) 2 . Розкладається при помірному нагріванні. Поглинає вологу та вуглекислий газ із повітря. Малорозчинний в холодній воді(утворюється лужний розчин), ще менше – у киплячій воді. Прозорий розчин (вапняна вода) швидко каламутніє через випадання осаду гідроксиду (суспензію називають вапняне молоко). Якісна реакція на іон Са 2+ - Пропускання вуглекислого газу через вапняну воду з появою осаду СаС0 3 і переходом його в розчин. Реагує з кислотами та кислотними оксидами, вступає в реакції іонного обміну. Застосовується у виробництві скла, білильного вапна, вапняних мінеральних добрив, для каустифікації соди та пом'якшення прісної води, а також для приготування вапняних будівельних розчинів - тістоподібних сумішей (пісок + гашене вапно + вода), службовців сполучним матеріалом. оштукатурювання) стін та інших будівельних цілей. Затвердіння («схоплювання») таких розчинів обумовлено поглинанням вуглекислого газу з повітря.

Кальцій(calcium), ca, хімічний елемент II групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 20, атомна маса 40,08; срібно-білий легкий метал. Природний елемент є сумішшю шести стабільних ізотопів: 40 ca, 42 ca, 43 ca, 44 ca, 46 ca і 48 ca, з яких найбільш поширений 40 ca (96, 97%).

З'єднання ca - вапняк, мармур, гіпс (а також вапно - продукт випалення вапняку) вже в давнину застосовувалися в будівельній справі. Аж до кінця 18 ст. хіміки вважали вапно простим тілом. У 1789 р. А. Лавуазьєприпустив, що вапно, магнезія, барит, глинозем і кремнезем - складні речовини. У 1808 р. Деві, піддаючи електролізу з ртутним катодом суміш вологого гашеного вапна з окисом ртуті, приготував амальгаму ca, а відігнавши з неї ртуть, отримав метал, названий «кальцій» (від лат. calx, родовий відмінок calcis - вапно).

Поширення у природі. По поширеності у земній корі ca займає 5-е місце (після О, si, al і fe); вміст 2,96% за масою. Він енергійно мігрує та накопичується у різних геохімічних системах, утворюючи 385 мінералів (4-е місце за кількістю мінералів). У мантії Землі ca мало і, ймовірно, ще менше у земному ядрі (у залізних метеоритах 0,02%). ca переважає в нижній частині земної кори, накопичуючись в основних породах; більша частина ca укладена в польовому шпаті-анортиті ca; вміст основних породах 6,72%, в кислих (граніти та інших.) 1,58%. У біосфері відбувається виключно різка диференціація ca, пов'язана головним чином з «карбонатною рівновагою»: при взаємодії вуглекислого газу з карбонатом caco 3 утворюється бікарбонат Са розчинний Са (НСО 3) 2:

СаСО 3 + h 2 o + co 2<=>Са (НСО 3) 2<=>ca 2+ + 2hco 3 -.

Ця реакція є оборотною і є основою перерозподілу ca. При високому вмісті co 2 у водах ca знаходиться в розчині, а при низькому вмісті co 2 осад випадає мінерал кальцит СаСОз, утворюючи потужні поклади вапняку, крейди, мармуру.

Величезну роль історії ca грає і біогенна міграція. У живій речовині елементи - метали ca - головний. Відомі організми, які містять більше 10% ca (більше вуглецю), що будують свій скелет з сполук ca, головним чином з СаСО 3 (вапняні водорості, багато молюсків, голкошкірі, корали, корененіжки і т.д.). З похованням скелетів морських тварин і рослин пов'язане накопичення колосальних мас водоростевих, коралових та інших вапняків, які, занурюючись у земні глибини та мінералізуючись, перетворюються на різні видимармуру.

Величезні території з вологим кліматом (лісові зони, тундра) характеризуються дефіцитом ca - тут він легко вилуговується з ґрунтів. З цим пов'язана низька родючість ґрунтів, низька продуктивність свійських тварин, їх малі розміри, нерідко хвороби скелета. Тому велике значеннямає вапнування ґрунтів, підживлення свійських тварин та птахів тощо. Навпаки, в сухому кліматі СаСО 3 важко розчинний, тому ландшафти степів і пустель багаті на ca. У солончаках та солоних озерах часто накопичується гіпс Cas 4 · 2h 2 o.

Річки приносять в океан багато ca, але він не затримується в океанічній воді (пор. вміст 0,04%), а концентрується в скелетах організмів і після їхньої загибелі осаджується на дно переважно у формі СаСО 3 . Вапняні мули широко поширені на дні всіх океанів на глибинах не більше 4000 м(На великих глибинах відбувається розчинення СаСО 3 організми там нерідко відчувають дефіцит ca).

Важливу роль у міграції ca грають підземні води. У вапнякових масивах вони місцями енергійно вилуговують СаСО 3 з чим пов'язаний розвиток карста, утворення печер, сталактитів та сталагмітів. Крім кальциту, у морях минулих геологічних епох було поширене відкладення фосфатів ca (наприклад, родовища фосфоритів Каратау в Казахстані), доломіту СаСО 3 · mgco 3 , а лагунах при випаровуванні -гіпсу.

У результаті геологічної історії зростало біогенне карбонатообразование, а хімічне осадження кальциту зменшувалося. У докембрійських морях (понад 600 млн років тому) був тварин з вапняним скелетом; вони набули широкого поширення починаючи з кембрію (корали, губки тощо). Це пов'язують із високим вмістом co 2 в атмосфері докембрію.

Фізичні та хімічні властивості. Кристалічна решітка a -форми ca (стійкої за нормальної температури) гранецентрована кубічна а= 5,56. Атомний радіус 1,97 ?, іонний радіус ca 2+, 1,04 ?. Щільність 1,54 г/см 3(20 ° С). Вище 464 ° C стійка гексагональна b-форма. tпл 851°c, t kіп 1482 ° c; температурний коефіцієнт лінійного розширення 22? 10 -6 (0-300 ° c); теплопровідність при 20 ° c 125,6 Вт/(м? К) або 0,3 кал/(см? сік° С); питома теплоємність (0-100 ° С) 623,9 дж/(кг? До) або 0,149 кал/(г? ° c); питомий електроопір при 20 ° c 4,6? 10 -8 ом? мабо 4,6? 10 -6 ом? см; температурний коефіцієнт електроопору 4,57? 10 -3 (20 ° c). Модуль пружності 26 Гн/м2 (2600 кгс/мм 2); межа міцності при розтягуванні 60 Мн/м 2 (6 кгс/мм 2); межа пружності 4 Мн/м 2 (0,4 кгс/мм 2), межа плинності 38 Мн/м 2 (3,8 кгс/мм 2); відносне подовження 50%; твердість за Брінеллем 200-300 Мн/м 2 (20-30 кгс/мм 2). досить високої чистоти пластичний, добре пресується, прокочується і піддається обробці різанням.

Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома ca 4s 2 відповідно до ca в сполуках 2-валент. Хімічно ca дуже активний. При звичайній температурі ca легко взаємодіє з киснем та вологою повітря, тому його зберігають у герметично закритих судинах або під мінеральною олією. При нагріванні на повітрі або в кисні запалюється, даючи основний оксид cao. Відомі також перекиси ca-cao 2 і СаО 4 . З холодною водою ca взаємодіє спочатку швидко, потім реакція уповільнюється внаслідок утворення плівки ca (oh) 2. ca енергійно взаємодіє з гарячою водою та кислотами, виділяючи h 2 (крім концентрованої hno 3). З фтором реагує на холоду, а з хлором і бромом - вище 400 °С, даючи відповідно caf 2 cacl 2 і cabr 2. Ці галогеніди в розплавленому стані утворюють з ca так званого суб'єднання - caf, caci, в яких ca формально одновалентний. При нагріванні ca c сіркою виходить кальцію сульфід cas, останній приєднує сірку, утворюючи полісульфіди (cas 2, cas 4 та інших.). Взаємодіючи з сухим воднем при 300-400 ° c ca утворює гідрид cah 2 - іонна сполука, в якій водень є аніоном. При 500 ° c ca і азот дають нітрид ca 3 n 2; взаємодія ca з аміаком на холоді призводить до комплексного аміакату ca 6 . При нагріванні без доступу повітря з графітом, кремнієм чи фосфором ca дає відповідно карбід кальцію cac 2, силіциди casi 2 і фосфід ca 3 p 2 . ca утворює інтерметалеві сполуки з al, ag, au, cu, li, mg, pb, sn та ін.

Отримання та застосування. У промисловості ca одержують двома способами: 1) нагріванням брикетованої суміші cao і порошку al при 1200 °С у вакуумі 0,01-0,02 мм рт. ст.; що виділяються за реакцією: 6cao +2al = 3 СаО? l 2 o 3 + 3С пари ca конденсуються на холодній поверхні; 2) електролізом розплаву cacl 2 і kcl з рідким мідно-кальцієвим катодом готують сплав cu - ca (65% ca), з якого ca відганяють при температурі 950-1000 ° С у вакуумі 0,1-0,001 мм рт. ст.

У вигляді чистого металу ca застосовують як відновник u, th, cr, v, zr, cs, rb та деяких рідкісноземельних металів з їх сполук. Його використовують також для розкислення сталей, бронз та ін сплавів, для видалення сірки з нафтопродуктів, для зневоднення органічних рідин, для очищення аргону від домішки азоту та як поглинач газів в електровакуумних приладах. Велике застосування у техніці отримали антифрикційні матеріалисистеми pb-na-ca, і навіть сплави pb-ca, службовці виготовлення оболонки електричних кабелів. Сплав ca-si-ca (силікокальцій) застосовується як розкислювач та дегазатор у виробництві якісних сталей. Про застосування сполук К. див. у відповідних статтях.

А. Я. Фішер, А. І. Перельман.

Кальцій в організмі . ca - один з біогенних елементів, необхідні нормального перебігу життєвих процесів. Він присутній у всіх тканинах та рідинах тварин і рослин. Лише рідкісні організми можуть розвиватися в середовищі, позбавленому ca у деяких організмів вміст ca досягає 38%; у людини – 1,4-2%. Клітини рослинних і тваринних організмів потребують строго певних співвідношеннях іонів ca 2+ , na + і К + позаклітинних середовищах. Рослини отримують ca з землі. По їх відношенню до ca рослини поділяють на кальцефіліві кальцефобів. Тварини отримують ca з їжею та водою. ca необхідний освіти низки клітинних структур, підтримки нормальної проникності зовнішніх клітинних мембран, для запліднення яйцеклітин риб та інших. тварин, активації низки ферментів. Іони ca 2+ передають збудження на м'язове волокно, викликаючи його скорочення, збільшують силу серцевих скорочень, підвищують фагоцитарну функцію лейкоцитів, активують систему захисних білків крові, беруть участь у її згортанні. У клітинах майже весь ca знаходиться у вигляді сполук з білками, нуклеїновими кислотами, фосфоліпідами, у комплексах з неорганічними фосфатами та органічними кислотами. У плазмі крові людини та вищих тварин тільки 20-40% ca може бути пов'язане з білками. У тварин, що мають скелет, до 97-99% всього ca використовується як будівельний матеріал: у безхребетних в основному у вигляді caco 3 (раковини молюсків, корали), у хребетних - у вигляді фосфатів. Багато безхребетних запасають ca перед линянням для побудови нового скелета або для забезпечення життєвих функцій у несприятливих умовах.

Вміст ca в крові людини та вищих тварин регулюється гормонами паращитовидних та щитовидних залоз. Найважливішу роль цих процесах грає вітамін d. Всмоктування ca відбувається у передньому відділі тонкого кишечника. Засвоєння ca погіршується при зниженні кислотності в кишечнику і залежить від співвідношення ca, Р та жиру в їжі. Оптимальні співвідношення ca/p у коров'ячому молоці близько 1,3 (у картоплі 0,15, у бобах 0,13, у м'ясі 0,016). При надлишку в їжі Р або щавлевої кислоти всмоктування ca погіршується, жовчні кислоти прискорюють його всмоктування. Оптимальні співвідношення Са/жир у їжі людини 0,04-0,08 г ca на 1 гжиру. Виділення ca відбувається головним чином через кишечник. Ссавці в період лактаціївтрачають багато ca з молоком. При порушеннях фосфорно-кальцієвого обміну у молодих тварин та дітей розвивається рахіт, у дорослих тварин - зміна складу та будови скелета ( остеомаляція).

І. А. Скульський.

У медицині застосування препаратів ca усуває порушення, пов'язані з нестачею іонів ca 2+ в організмі (при тетанії, спазмофілії, рахіті). Препарати ca знижують підвищену чутливість до алергенів і використовуються для лікування алергічних захворювань (сироваткова хвороба, кропив'янка, ангіоневротичний набряк, сінна лихоманка та ін.). Препарати ca зменшують підвищену проникність судин та мають протизапальну дію. Їх застосовують при геморагічному васкуліті, променевій хворобі, запальних та ексудативних процесах (пневмонія, плеврит, ендометрит та ін.) та деяких шкірних захворюваннях. Призначають як кровоспинні засоби, для поліпшення діяльності серцевого м'яза та посилення дії препаратів наперстянки; як слабкі сечогінні та як протиотрути при отруєнні солями магнію. Разом з іншими засобами препарати ca застосовують для стимулювання родової діяльності. Хлористий кальцій вводять через рот та внутрішньовенно. Оссокальцинол (15% стерильна суспензія особливим чином приготовленого кісткового порошку в персиковій олії) запропонований для тканинної терапії. До препаратів ca відноситься також гіпс (caso 4), що застосовується в хірургії для гіпсових пов'язок, і крейда (СаСО 3), що призначається внутрішньо при підвищеної кислотностішлункового соку та для приготування зубного порошку.

Літ.:Коротка хімічна енциклопедія, т. 2, М., 1963, с. 370-75; Родякін Ст Ст, Кальцій, його сполуки та сплави, М., 1967; Капланський С. Я., Мінеральний обмін, М. – Л.,1938; Вишняков С. І., Обмін макроелементів у сільськогосподарських тварин, М., 1967.

З нього складний кістковий скелет, але організм не здатний виробляти елемент самостійно. Мова про кальцій. Дорослим жінкам і чоловікам на добу необхідно отримувати не менше 800 міліграмів лужноземельного металу. Витягти його вдається з вівсянки, фундуку, молока, ячної крупи, сметани, квасолі, мигдалю.

Кальційміститься і в гороху, гірчиці, сирі. Щоправда, якщо поєднувати їх із солодощами, кавою, колою та продуктами, багатими на щавлеву кислоту, засвоюваність елемента падає.

Шлункове середовище стає лужним, кальцій захоплюється в нерозчинні та виводиться з організму. Кістки та зуби починають руйнуватися. Що ж такого в елементі, раз він став одним із найважливіших для живих істот і чи є речовині застосування поза їхніми організмами?

Хімічні та Фізичні властивостікальцію

У періодичної системиелемент займає 20 місце. Воно знаходиться в головній підгрупі другої групи. Період, до якого належить кальцій, четвертий. Це означає, що з атома речовини 4 електронних рівня. На них розташовано 20 електронів, на що вказує атомний номер елемента. Він свідчить і про його заряд — +20.

Кальцій в організмі, як і природі, – лужноземельний метал. Значить, у чистому вигляді елемент сріблясто-білий, блискучий та легкий. Твердість лужноземельних металів вища, ніж у лужних.

Показник кальцію - близько 3-х балів по . Таку ж твердість має, наприклад, гіпс. 20-ий елемент ріжеться ножем, але значно складніше, ніж кожен з просто лужних металів.

У чому суть назви «лужноземельний»? Так кальцій та інші метали його групи назвали алхіміки. Оксиди елементів вони називали землями. Оксиди речовин групи кальціюповідомляють воді лужне середовище.

Однак, радій, барій, як і 20-ий елемент, зустрічаються не тільки в поєднанні з киснем. У природі багато солей кальцію. Найвідоміша з них – мінерал кальцит. Вуглекисла форма металу - відомі крейда, вапняк і гіпс. Кожен із них, це карбонат кальцію.

Є у 20-го елемента та леткі сполуки. Вони фарбують полум'я в оранжево-червоний, що стає одним із маркерів для визначення речовин.

Горять усі лужноземельні метали легко. Щоб кальцій вступив у реакцію з киснем, достатньо нормальних умов. Тільки ось у природі елемент не зустрічається у чистому вигляді, лише у з'єднаннях.

Оксі кальцію- Плівка, якою покривається метал, опинися він на повітрі. Наліт жовтуватий. У ньому приховані не лише стандартні оксиди, а й перекиси, нітриди. Вияви кальцій не на повітрі, а у воді, він витіснить з неї водень.

При цьому випадає осад - гідроксид кальцію. Залишки чистого металу спливають на поверхню, що підштовхуються бульбашками водню. Така сама схема працює і з кислотами. Із соляною, наприклад, в осад випадає хлорид кальціюта виділяється водень.

Для деяких реакцій необхідна підвищена температура. Якщо вона дійде до 842 градусів, кальцій можнарозплавити. При 1484-х за шкалою Цельсія метал закипає.

Розчин кальцію, як і чистий елемент, добре проводить тепло та електричний струм. Але якщо речовина сильно нагріта, металеві властивості губляться. Тобто їх немає ні в розплавленого, ні в газоподібного кальцію.

В організмі людини елемент представлений і жорстким, і рідким агрегатним станами. Розм'якшений кальцій вода, яка є в , переносить легше. За межами кісток знаходиться лише 1% 20 речовини.

Однак його транспортування по тканинах відіграє важливу роль. Кальцій крові регулює скорочення м'язів, у тому числі серцевих, підтримує в нормі артеріальний тиск.

Застосування кальцію

У чистому вигляді метал знаходить застосування у . Вони йдуть на акумуляторні грати. Присутність у металі кальцію на 10-13% знижує саморозряд батарей. Це особливо важливо для стаціонарних моделей. З суміші свинцю та 20-го елемента виготовляють, так само підшипники. Один із сплавів так і називається – підшипниковий.

На фото продукти, які містять кальцій

У сталь лужноземельний метал додають, щоб очистити сплав від домішок сірки. Відновлювальні властивості кальцію придатні і при виробництві урану, хрому, цезію, рубідії, .

Який кальційзастосовують у чорній металургії? Той самий чистий. Різниця у призначенні елемента. Тепер він грає роль . Це добавка до сплавів, що знижує температуру їх формування та полегшує відділення шлаків. Гранули кальціюзасипають в електровакуумні прилади, щоб видалити сліди повітря.

48-й ізотоп кальцію має попит на атомних підприємствах. Там виробляють надважкі елементи. Сировину одержують на прискорювачах ядер. Розганяють їх з допомогою іонів – своєрідних снарядів. Якщо їх ролі виступає Ca48, ефективність синтезу збільшується у сотні разів проти використанням іонів інших речовин.

В оптиці 20-ий елемент цінують вже як з'єднання. Фторид та вольфрамат кальцію стають лінзами, об'єктивами та призмами астрономічних приладів. Трапляються мінерали і в лазерній техніці.

Фторид кальцію геологи називають флюоритом, а вольфрамід - шеелітом. Для оптичної промисловості відбирають їх монокристали, тобто окремі, великі агрегати з безперервними гратами та чіткою формою.

У медицині так само прописують не чистий метал, а речовини на його основі. Вони легше засвоюються організмом. Глюконат кальцію- Найдешевший засіб, використовується при остеопорозі. Препарат « Кальцій Магній» прописують підліткам, вагітним жінкам та літнім громадянам.

Їм БАД потрібен, щоб забезпечити підвищену потребу організму у 20-му елементі, уникнути патологій розвитку. Кальцієво-фосфорний обмін регулює «Кальцій Д3». «Д3» у назві засобу говорить про наявність у ньому вітаміну D. Він рідкісний, але необхідний повноцінного засвоєння кальцію.

Інструкціядо «Кальцію нікомед3»вказує, що препарат відноситься до фармацевтичних складів комбінованої дії. Те ж говориться і про хлористого кальцію. Він не тільки заповнює дефіцит 20-го елемента, а й рятує від інтоксикацій, а також здатний замістити плазму крові. За деяких патологічних станахце буває потрібно.

В аптеках виставлено і препарат « Кальцій – кислотааскорбінова». Такий дует прописують під час вагітності, під час годування груддю. Потребують добавки і підлітки.

Видобуток кальцію

Кальцій у продуктах, мінералах, сполуках, відомий людству з давніх давен. У чистому вигляді метал виділили лише 1808-го року. Успіх посміхнувся Хемфрі Деві. Англійський фізикдобував кальцій шляхом електролізу розплавлених солей елемента. Цей спосіб застосовують і зараз.

Проте, промисловці найчастіше вдаються до другого методу, відкритого вже після досліджень Хемфрі. Кальцій відновлюють із його оксиду. Реакцію запускають порошком, іноді. Взаємодія проходить в умовах вакууму при підвищених температурах. Вперше виділили кальцій таким шляхом у середині минулого століття, у США.

Ціна кальцію

Виробників металевого кальцію небагато. Так, у Росії поставками займається, переважно, Чапецький Механічний завод. Він знаходиться в Удмуртії. Підприємство торгує гранулами, стружкою та шматковим металом. Цінник за тонну сировини тримається в районі 1500 доларів.

Товар пропонують деякі хімічні лабораторії, наприклад, суспільство «Російський Хімік». Останнє, пропонує 100-грамовий кальцію. Відгукисвідчать, що це порошок під олією. Вартість однієї упаковки – 320 рублів.

Окрім пропозицій купити реальний кальцій, в інтернеті торгують і бізнес-плани щодо його виробництва. Приблизно за 70 сторінок теоретичних викладок просять близько 200 рублів. Більшість планів складено у 2015-му році, тобто ще не втратили актуальності.